stato liquido

Stati d’aggregazione della materia
SOLIDO:
Forma e volume
propri.
AERIFORME
( GASSOSO ) :
Forma e volume del
recipiente in cui è
contenuto.
LIQUIDO:
Forma del
recipiente in
cui è
contenuto, ma
volume
proprio.
PLASMA CRISTALLI
LIQUIDI
Gas
sostanze non passano
dallo stato
ionizzato direttamente
liquido a quello solido, ma in
particolari condizioni sono in
grado di organizzarsi in fasi
intermedie (mesofasi) che
presentano caratteristiche sia
dello stato liquido cristallino
che di quello solido
Lo stato aeriforme, liquido e solido di una sostanza ad una data temperatura dipendono dalle forze intermolecolari
(legami)
che si instaurano fra le molecole che la compongono
Parametri di stato
Volume:
in m3, oppure (non ufficialmente) in L
Massa:
in kg,
Pressione:
in N m-2 = Pa, oppure in atm
N.B.
1 atm =760mmHg=1,01Bar=101,32KPa (perché 1Bar=100.000Pa)
Temperatura:
in K, oppure (non ufficialmente) in °C
.
Cristalli
liquidi
PLASMA
Il plasma è un gas ionizzato in cui elettroni e ioni si muovono in
modo indipendente, e non sono legati gli uni agli altri come nei
rimanenti stati della materia. In quanto tale, si distingue quindi dal
solido, il liquido e il gas. "Ionizzato" in questo caso significa che gli
elettroni sono stati strappati dai loro stati legati in una frazione
significativamente grande.(accade ad altissime temperature)
Le cariche elettriche libere fanno sì che il plasma sia un buon
conduttore di elettricità, e che risponda fortemente ai campi
elettromagnetici.
Transizioni di fase
Una sostanza può esistere in tre stati fisici:
solido liquido gassoso
Il processo in cui una sostanza passa da uno stato fisico ad un
altro è noto come transizione di fase o cambiamento di stato
Vi sono sei possibili tipi di transizione di fase:
-
solido  liquido
solido  gas
liquido  solido
liquido  gas
gas  liquido
gas  solido
fusione
sublimazione
congelamento o solidificazione
evaporazione
condensazione o liquefazione
condensazione o deposizione (brinamento)
Scrittura in formule:
.
H2O (s)  H2O (l)
H2O (l)  H2O (g)
H2O (s)  H2O (g)
. . . . . . . .
fusione
evaporazione
sublimazione
STATO SOLIDO
Le particelle elementari sono l'una accanto all'altra, più o meno ordinate, tenute strettamente unite da forze di legame
ed oscillano intorno ad un punto fisso senza però spostarsi liberamente, per questo motivo un solido ha forma e
volume proprio.
SOLIDI CRISTALLINI
Sono caratterizzati da un perfetto ordine poichè le loro particelle si trovano ai vertici di figure geometriche
tridimensionali ben definite.
Esistono vari tipi di solidi cristallini:
solidi covalenti:
le particelle sono legate fra loro da legami omopolari o covalenti. Esempi: il diamante e la grafite, entrambi formati
esclusivamente da atomi di carbonio, ma disposti secondo figure geometriche diverse e quindi con caratteristiche
diametralmente opposte. Altro esempio: la silice (SiO2)n che forma i cristalli di quarzo. Ad eccezione della grafite i
solidi covalenti non conducono la corrente, hanno altissima temperatura di fusione, sono insolubili in acqua e
durissimi.
solidi ionici:
ai vertici del reticolo troviamo ioni positivi e negativi alternati gli uni agli altri, ad esempio il cloruro di sodio NaCl;
sono generalmente solubili in acqua, duri, ma frantumabili, non conducono la corrente, hanno alte temperature di
fusione.
solidi metallici:
ai vertici del reticolo cristallino sono posizionati ioni positivi immersi in una nube formata dagli elettroni dell'ultimo
strato. La mobilità della nube elettronica consente ai metalli di condurre bene la corrente. Sono in genere malleabili e
duttili. Le temperature di fusione variano molto e dipendono dalla diversa energia del legame metallico.
solidi molecolari:
ai vertici del reticolo vi sono molecole, legate fra loro con legami di natura elettrostatica. Esempio: il saccarosio.
Hanno bassa temperatura di fusione, sono teneri.
Solidi ionici
Solidi covalenti
Solidi molecolari
Solidi metallici
Stato di aggregazione intermedio solido-liquido I CRISTALLI LIQUIDI
I cristalli liquidi possono essere definiti come fluidi altamente anisotropi che
esistono fra la fase solida cristallina e quella liquida isotropa: questo è ciò che è
stato definito il "quarto stato della materia". L'esistenza di queste mesofasi è
dovuta ad una certa organizzazione che le molecole possono assumere
passando dall'ordinata disposizione cristallina dello stato solido alla
disposizione casuale dello stato liquido.
Composti che formano mesofasi (mesogeni) quando disciolti in un opportuno
solvente in un certo intervallo di concentrazione, vengono detti cristalli liquidi
liotropici.
Numerosi cristalli liquidi possono essere osservati in base alla loro
birifrangenza ottica al microscopio con filtri polarizzatori incrociati Alle
proprietà tipiche dello stato solido (anisotropia ottica ed elettrica) e dello stato
liquido (fluidità e mobilità molecolare) si aggiungono caratteristiche peculiari
dei cristalli liquidi: ad esempio la possibilità di variarne il grado di ordine per
mezzo di campi magnetici ed elettrici, o la facoltà che essi hanno di cambiare
colore al variare della temperatura. Questo ha fatto dei cristalli liquidi una
classe di composti che sono oggi largamente usati per la costruzione di oggetti
di uso quotidiano
In pratica tali sostanze non passano direttamente dallo stato
solido a quello liquido, ma in particolari condizioni sono in
grado di organizzarsi in fasi intermedie (mesofasi) che
presentano caratteristiche sia dello stato solido cristallino
che di quello liquido. Questo dualismo giustifica il termine
con cui si indicano questi composti
cristalli liquidi trovano largo uso negli schermi a cristalli liquidi, che sfruttano
le proprietà ottiche di determinate molecole liquido-cristalline. Queste
molecole in presenza di un campo elettrico si allineano con esso, alterando la
polarizzazione della luce in un determinato senso. Sfruttando questa capacità è
possibile filtrare la luce che passa entro appositi pannelli polarizzati.
Anche in biologia si incontrano mesogeni liotropici: per esempio numerose
sostanze coinvolte nel meccanismo delle membrane biologiche,
Una mesofase liotropica è generata da mesogeni che disciolti in un
appropriato solvente, ed in determinati intervalli di concentrazione, si
aggregano in strutture liquido-cristalline. Spesso i mesogeni liotropici sono
molecole anfifiliche(ovvero contengono sia gruppi funzionali idrofobicache
idrofilici). Al variare della concentrazione del solvente (acqua in questo caso)
le proprietà idrofiliche o idrofobiche possono variare, modificando il modo in
cui le molecole si aggregano fra di loro e in rapporto alle molecole del
solvente. Il grado di ordine di aggregazione di queste molecole aumenta
all'aumentare della concentrazione, ed esistono numerose possibilità di
aggregazione micellare fra cui per esempio:
fosfatidilcolina
monomera
35-50 nm
fase acquosa
catene idrofobiche
testa polare
Gli aggregati lipidici hanno caratteristiche liquido-cristalline
A bassa temperatura i monomeri
sono organizzati
in uno stato cristallino
Innalzando la temperatura si ha rottura dei legami
intermolecolari di van der Waals fra le catene idrofobiche
Le molecole di fosfatidilcolina
organizzate in doppio strato possono
modificare la conformazione delle
loro catene idrofobiche (stato liquido)
mentre le teste polari sono
organizzate in un reticolo cristallino
bidimensionale (stato solido).
Il doppio strato ha quindi lo stato
fisico di una mesofase liquidocristallina.
Cristalli liquidi
Le membrane cellulari
sono in uno stato fisico che
dipende dall’assetto
liquido-cristallino del
bilayer fosfolipidico
cellula eucariotica
Stato Aeriforme (Gas e Vapore)
PROPRIETA’ di un GAS
• Può essere compresso facilmente
• Esercita una pressione sul recipiente
• Occupa tutto il volume disponibile
• Non ha forma propria nè volume proprio
• Due gas diffondono facilmente uno nell’altro
• Tutti i gas hanno basse densità
 aria 0.0013 g/ml
 acqua
1.00
 ferro 7.9
g/ml
g/ml
TEORIA CINETICA DEI GAS
Ipotesi di partenza:
Gas ideale
James Clerk Maxwell
Edimburgo 1831 - Cambridge 1879
-
Ludwig Eduard Boltzmann
Vienna 1844 - Duino (TS) 1906
Un gas è formato di molecole puntiformi
(le dimensioni delle molecole sono molto
più piccole del volume medio a
disposizione per ogni molecola).
Il moto delle molecole è completamente
casuale.
Le molecole non interagiscono tra loro
(le traiettorie, tra una collisione e l’altra)
sono rettilinee.
Le collisioni delle molecole (gli urti) con
le pareti e tra le molecole stesse sono
elastiche.
DISTRIBUZIONE DI MAXWELL-BOLTZMANN
DELLE VELOCITÀ MOLECOLARI
TEORIA CINETICA DEI GAS
frazione di molecole
velocità più
velocità media
probabile
velocità
quadratica media
E
T1< T2< T3
T1
N
T2
T3
velocità
velocità
Se aumenta la t aumenta la v media
N E = N * e –E/RT
e diminuisce il n° di molecole con quella v media
Ne diminuisce aum di E
e aum con la T
Perchè sono importanti queste curve?
Alcuni processi (reazioni) avvengono solo se le molecole hanno
velocità più grandi di un certo valore (energia di attivazione)
• Gli Esperimenti mostrano che 4 variabili (di cui
solo 3 indipendenti) sono sufficienti a descrivere
completamente il comportamento all’equilibrio di
una mole di gas.
–
–
–
–
p  f ( n ,V , T )
Pressione (P)
Volume (V)
Temperatura (T)
Numero di particelle (n)
Lo studio dei gas e’ un eccellente esempio di metodo scientifico in azione.
Illustra come delle osservazioni posso portare a dedurre delle leggi
naturali, che a loro volta, possono essere spiegate con dei modelli
Le tre leggi più importanti che
regolano il comportamento di un gas
perfetto sono:
In ogni caso per poter studiare un gas tramite le coordinate termodinamiche è
necessario tenerne costante una per poter capire quale relazione ci sia tra le altre due.
Vi sono inoltre altre tre leggi che descrivono il
comportamento dei gas:
La Legge di Boyle
Nel 1662, Robert Boyle scopre che il volume di un
gas è inversamente proporzionale alla pressione
V 1
P
(T,n costanti)
O PxV=K
Poniamo il gas in un cilindro graduato sormontato da un
pistone libero di scorrere senza attrito. Sul pistone poniamo
un pesetto e, quando il pistone si è fermato, determiniamo
il valore del volume. Dato che la sezione S è costante, per
aumentare la pressione P, essendo P=F/S, basta aumentare
la forza F, cioè il numero dei pesetti. In effetti, mettendo
sul pistone due e poi tre pesetti, vediamo che il volume
man mano diminuisce.
La Legge di Boyle
 A Temperatura costante
pV = costante
p1V1 = p2V2
Robert Boyle 1627-1691.
Figlio del Conte di Cork, Irlanda.
ISOTERMA:
Trasformazione
nella quale la
temperatura del
gas rimane
costante.
Interpretazione Molecolare
• Se il numero di molecole raddoppia, nell’unità di tempo, vi saranno
il doppio degli urti contro la parete, e la pressione raddoppia.
• Se la pressione e’ bassa, le molecole sono lontane e non si
influenzano, per cui la loro identità è ininfluente
Interpretazione Molecolare
• Se il volume si dimezza, nell’unità di tempo, vi
saranno il doppio degli urti contro la parete, e la
pressione raddoppia.
Legge di Boyle e Respirazione
l’aria fluisce sempre da una zona ad alta P ad una zona a bassa P
V
V
Il diaframma si muove verso il basso i polmoni si espandono l’aumento dl volume provoca una diminuzione della pressione all’interno
dei polmoni per cui l’aria fluisce da una zona ad alta P ad una zona a bassa P e l’aria ENTRA
Viceversa quando il diaframma si alza si ha il contrario e l’aria ESCE
Grafico della Legge di Boyle
Grafico della Legge di Boyle
Leggi di Charles-Gay Lussac
 A Pressione costante
V varia linearmente
con la temperatura
 A Volume costante
P varia linearmente
con la temperatura
Vt=Vo(1+t)
Pt=Po(1+t)
= 1/273,16
= 1/273,16
P
O
P
V
Jacques Charles 1746-1823
Isolò il Boro
Studiò i gas e i palloni areostatici
Se la temperatura di un aeriforme varia a
pressione costante, si ha come conseguenza
una variazione di volume, la quale è
regolata dalla legge per la dilatazione
termica. Per gli aeriformi perfetti, il
coefficiente di dilatazione termica a
pressione costante non dipende dalla loro
natura, ma è sempre uguale a 1/273 Lo
stesso accade a Volume cost
Prendiamo in esame un cilindro con un volume V di gas e
mettiamo su un pistone scorrevole senza attrito due pesetti,
senza mai cambiarli, allo scopo di mantenere così costante
la pressione. Se riscaldiamo allora il gas e di misuriamo
ogni tanto temperatura t e volume V occupato, notiamo che
all’aumentare della temperatura aumenta con
proporzionalità diretta anche il volume.
ISOBARA:
Trasformazione
nella quale la
pressione del
gas rimane
costante.
Dopo aver introdotto nel cilindro una certa quantità di
gas, riscaldiamo il sistema, misurando regolarmente
la temperatura e la pressione. Poiché il volume V deve
restare invariato e il gas ovviamente tende ad
espandersi, dobbiamo disporre sul pistone un numero
di pesetti via via crescente se non vogliamo che
aumenti il V
ISOCORA:
Trasformazione
nella quale il
volume del gas
rimane costante.
la pressione aumenta all’aumentare della temperatura secondo una
relazione lineare.
Legge di Charles-Gay Lussac
• Tutti i grafici
predicono un volume
nullo per
T = -273.15 °C
 Usando -273.15 come zero
“naturale” delle temperature,
la legge diventa
V/T = costante
 -273.15 = Zero Assoluto
Legge di Charles-Gay Lussac

Questo è vero per tutti i gas (... diluiti ovviamente)
La Scala Kelvin di Temperatura
• Dato che tutti i grafici della legge di Charles-Gay
Lussac intersecano l’asse delle temperature a
-273.16 °C, Lord Kelvin propose di usare questo valore
come zero di una scala assoluta di temperature: la scala
Kelvin.
• 0 Kelvin (0 K) è la temperatura dove il volume (o la
pressione)di un gas ideale è nullo, e cessa ogni
movimento molecolare.
• Per cui T= t + 273,16
T (Kelvin) t (°C)
Fino ad ora abbiamo descritto le relazioni tra i tre parametri di stato (P,V,T) ,ora è necessario avere queste relazioni anche dal
punto di vista quantitativo. A dare la relazione tra le leggi dei gas e la loro quantità ci pensò Amedeo Avogadro nel 1811 che
dimostrò che il volume di un gas dipende, a parità di pressione e volume, unicamente dal numero di particelle (atomi o
molecole) presenti, mentre risulta indipendente dal tipo di molecola e dalle sue dimensioni.
Legge di Avogadro
Il volume di un gas, a temperatura e pressione costanti, è
direttamente proporzionale al numero di moli del gas.
Vn
(T,P costanti)
Amedeo Avogadro 1811
Uguali volumi di gas alla stessa temperatra e pressione, contengono
un egual numero di molecole.
Il volume molare e’ lo stesso.
Da cui 1 mole di qualsiasi gas in condizioni normali occupa 22,4l
• Condizioni Ambientali Standard di
Temperatura e Pressione (SATP)
– Temperatura: 25 °C = 298.15 K
– Pressione: 101,325 KPascal (o 1 bar)
– Il volume molare di un gas e’ Vm = 24.79 L

Condizioni Normali (o vecchie STP, non piu’ usate)

Temperatura: 0 °C = 273.15 K

Pressione: 1 atm (o 760 mmHg o1,01Bar o 101,3KP)

Il volume molare di un gas ideale e’ Vm = 22.41 L
Volumi Molari
Gas reali
non ideali
UNA mole di qualsiasi gas in condizioni normali
occupa 22,4 litri e contiene N molecole di gas
pV = nRT
Combinando le tre leggi si ottiene l’
EQUAZIONE GENERALE DEI GAS
PV=nRT
Il valore di R
Il valore di R, come avviene per tutte le costanti sperimentali, dipende dalle unità di
misura usate per esprimere le variabili in gioco. Nel caso dei gas, è determinante
l'unità di misura della pressione, poiché numero di moli e temperatura hanno
dimensioni obbligate e il volume, nel sistema MKS, è misurato in litri o, il che è lo
stesso, in dm3.
E' bene sottolineare che la costante R non è una costante limitata alle leggi dei gas,
ma compare in numerose relazioni termodinamiche. Per rendersi conto
dell'universalità di R, ricordiamo che il suo valore è dato dal prodotto del numero di
Avogadro (N) per la costante di Boltzmann (k), una costante fondamentale che vale
ca. 1.38 x 10-23 Joule/°K.
R = Nk
Un modo per calcolare il valore di R quando si misuri la pressione in atm è quello di
far riferimento al volume molare.
Dall'equazione di stato si può scrivere che R = PV/nT. Poiché abbiamo visto che 1
mole di un gas in condizioni standard (0°C e 1 atm) occupa un volume di 22.413
litri, sostituendo, si ottiene:
Se invece la pressione è misurata in Pascal (1 atm = 1.013 x 105 Pa), si ottiene lo
stesso valore calcolato dalla relazione R=Nk, ovvero:
Alla temperatura di 0°C (273,15 K) e alla pressione di
1 atm, 1 mole di un gas occupa il volume di 22,414 L
con
R = 0.08206
L . atm/(K . mol)
R = 62.37
L . Torr/(K . mol)
R = 8.314
L . Pascal/(K . mol)
Equazione di stato dei gas reali
(Equazione di Van der Waals)
I gas reali differiscono dai gas ideali perché le particelle :
•Hanno volume proprio (e non trascurabile)
•Hanno interazioni deboli tra loro
Per cui il volume sarà V= V-nb (n=moli b= volume di una mole)
La P = (an 2 /v 2 ) dove a= coefficiente specifico di ogni gas
L’equazione quindi per i gas reali è: (differisce per 1% dai gas ideali)
(P + a n 2 /v 2 ) x (V- nb ) = nRT
Gas e Vapori
Lo stato aeriforme comprende i gas e i vapori, ma finora abbiamo parlato solo di gas. I
vapori si comportano come i gas, almeno in determinate condizioni. Vediamo ora quali
condizioni ci permettono di distinguere un gas da un vapore, e che cosa implica la
differenza tra i due.
A temperature al di sotto di un certo valore diminuendo il volume la pressione
cessa di aumentare, e si mantiene costante. Questo andamento indica il passaggio
dallo stato aeriforme allo stato liquido.
Possiamo quindi dire che per ogni sostanza aeriforme esiste
una temperatura, detta temperatura critica, al di sopra della
quale la sostanza non può essere liquefatta per sola
compressione. Si definisce gas un aeriforme al di sopra della
temperatura critica, mentre vapore un aeriforme al di sotto
della temperatura critica che può essere quindi liquefatto per
sola compressione.
Possiamo quindi dire che per ogni sostanza aeriforme esiste una temperatura, detta
temperatura critica, al di sopra della quale la sostanza non può essere liquefatta per sola
compressione. Si definisce gas un aeriforme al di sopra della temperatura critica, mentre
vapore un aeriforme al di sotto della temperatura critica che può essere quindi liquefatto
per sola compressione.
Quindi la temperatura critica di un gas è quella temperatura, caratteristica di ogni
sostanza, al di sopra della quale, pur comprimendo il gas non è possibile liquefarlo;
un vapore è una sostanza aeriforme che si trova ad una temperatura inferiore alla
sua temperatura critica. Diventa liquido e poi solido per compressione oppure per
raffreddamento;
un gas è una sostanza aeriforme che si trova a temperatura superiore alla sua
temperatura critica; per liquefarlo non basta la sola compressione, bisogna prima
raffreddarlo al di sotto della temperatura critica.
GAS
Tc
VAPORE
Gas (a 25°C)
Tc
Vapore (a 25°C)
Tc
Elio
-267.9
Acqua
374.0
Azoto
-147.1
CO2
31.1
Ossigeno
-118.8
Propano (GPL)
95.6
Il punto critico dell’acqua si trova alla temperatura di 374 °C e alla pressione
di 220x105 Pa; l’acqua allo stato aeriforme che si forma a 100 °C e 1,013x105
Pa è molto al di sotto delle condizioni critiche ed è quindi un vapore.
L’ossigeno e l’idrogeno hanno temperatura critica rispettivamente di –119 °C
e di –240°C; pertanto, a temperatura ambiente si trovano molto al di sopra del
loro punto critico e quindi sono dei gas.
Infatti per liquefare l’idrogeno bisogna prima raffreddarlo a temperatura
inferiore a –240 °C e poi comprimerlo.
EQULIBRIO GAS-LIQUIDO:
Evaporazione e condensazione
Quando un vapore passa allo stato liquido parliamo
di condensazione, ma il processo avviene anche in
senso contrario e in questo caso parliamo di
evaporazione.
In un intervallo definito di pressioni e temperature
liquido e vapore possono coesistere, ed in questo caso
assisteremo ad un equilibrio dinamico.
Osserviamo il fenomeno partendo dall’evaporazione,
considerando un recipiente chiuso che contiene un
liquido mantenuto a temperatura costante.
Pressione di Vapore
• La pressione che il vapore esercita sul suo liquido in
condizioni di equilibrio viene chiamata
• PRESSIONE di VAPORE (saturo)
Le condizioni di equilibrio si hanno quando il n° delle molecole che
passano dallo stato liquido a quello di vapore è = al n° delle
molecole che passano dallo stato di valore a quello liquido
Pressione di Vapore
• Se il recipiente è aperto,
l’equilibrio non viene mai
raggiunto, e il liquido
evapora
• Se il recipiente è
chiuso, la pressione
del vapore aumenta
sino ad arrivare al
valore di equilibrio
Pressione di Vapore e Volatilita’
• Le sostanze volatili evaporano piu’ rapidamente
Piu’ alta la temperatura, piu’ veloce l’evaporazione
(La pressione di vapore è dirett proporz alla T)
• La Volatilita’ di una sostanza e’ correlata alle forze
intermolecolari( La pressione di vapore è inversam proporz. alla
forza e N°legami)
Quindi piu’ deboli sono le forze intermolecolari,
piu’ veloce l’evaporazione.
0oC

Dietiletere

Etanolo

Acqua
20oC
30oC
185
442
647
12
44
74
5
18
32
Press. Vap (torr)
Pressione di Vapore saturo detta anche tensione di vapore
saturo, e ad ogni temperatura ha un valore definito e diverso
da sostanza a sostanza.
La Pressione di Vapore saturo è una proprietà del liquido il
cui valore dipende, oltre che dalla natura del liquido,
soltanto dalla temperatura.
Fattori che influiscono sull’evaporazione
L’intensità del processo di evaporazione dipende da tre
fattori:
• Temperatura
• Ventilazione
• Superficie di contatto
Verifica di apprendimento
1.
Calcolare il volume occupato da 11 g di CO2 alla temperatura di
16°C e alla pressione di 3 x 105 Pa. [R. 2.0 litri]
2. Un gas alla pressione di 2 atm a alla temperatura di 23°C occupa
un volume di 12 litri. Qual è pressione esercita il gas, se si porta
la temperatura a 171°C e il volume a 15 litri? [R. 2.4 atm]
3. 5.6 g di un gas alla pressione di 7 atm a alla temperatura di 26°C
occupano un volume di 700 cm3. Qual è il peso molecolare del
gas? [R. 28 g/mole]
4. L'aria che respiriamo è una miscela, la cui composizione
percentuale in volume è approssimativamente 21% O2 e 79% N2.
Qual è la pressione parziale in mmHg dei due gas quando la
pressione atmosferica è 1 atm? [R. rispettivamente 160 e 600
mmHg
Lo stato liquido
Nello stato liquido le molecole sono legate tra loro, ma i legami si
formano e si spezzano continuamente. Questo permette al liquido
di cambiare forma, adattandosi al recipiente che lo contiene, pur
mantenendo un volume proprio.
Dato che le molecole sono già a distanza ravvicinata i liquidi
sono poco comprimibili, e le variazioni di volume con la
temperatura e la pressione sono molto inferiori a quelle dei gas.
Le caratteristiche dei liquidi dipendono dal tipo e dal numero
di legami che possono formarsi tra le molecole, per questo
motivo i liquidi non hanno quella uniformità di comportamenti
che caratterizzano i gas.
Ebollizione
Le molecole per passare dallo stato liquido allo stato di vapore devono possedere
un’energia cinetica superiore all’energia di legame esistente tra le molecole di liquido.
Dato che all’aumentare della temperatura aumenta l’energia cinetica, anche la
pressione di vapore saturo aumenta con l’aumentare della temperatura.
Se riscaldiamo un liquido in un recipiente aperto il vapore diffonde e non si
raggiungerà mai la condizione di equilibrio. Quando la pressione di vapore saturo
raggiunge il valore della pressione esterna il vapore può formarsi anche all’interno del
liquido, con la formazione di bolle, con il fenomeno ben noto dell’ebollizione.
altitudini (m)
livello del mare
P (mmHg)
t ebollizione (°C)
0
760
100
1 000
673,36
97
2 000
596,6
94
4 000
462,08
88
6 000
353,4
83
8 000
266
77
Poiché la pressione atmosferica diminuisce con l'altitudine, in montagna i
liquidi hanno punti di ebollizione inferiori rispetto al livello del mare: per
esempio, a 4000 metri di altezza, l'acqua bolle a circa 88°C.
Punto di Ebollizione
• Il liquido entra in
ebollizione quando la
pressione di vapore e’
uguale alla pressione
esterna
• Il Punto di Ebollizione
aumenta all’aumentare
della pressione.
• (es autoclave e pentola a
pressione)
Punto di Ebollizione Normale:
pressione = 1 atm= 101.5 KPascal
E’ importante sottolineare che:
durante l’ebollizione la temperatura del liquido non cambia
perché tutto il calore fornito viene utilizzato per far evaporare altro liquido
In una normale pentola in condizioni di pressione atmosferica normale, la temperatura dell’acqua
in ebollizione non supera mai i 100 °C, l'acqua evapora e sottrae calore al liquido ed alla pentola.
Fin tanto che ci sarà liquido in grado di evaporare e fuoriuscire, nessuna fonte di calore potrà
innalzare la temperatura al di sopra dei cento gradi.
Se copriamo la pentola con un coperchio tradizionale si potranno ridurre le perdite di calore, ma
la pressione rimarrà praticamente uguale alla pressione esterna e ciò non porterà mai ad un
apprezzabile innalzamento della temperatura di ebollizione.
Nella pentola chiusa ermeticamente come la pentola a pressione, bloccando la fuoriuscita di aria
e vapore l’aumento della temperatura provoca un aumento della pressione di vapore che si
somma alla pressione dell’aria presente inizialmente nella pentola.
L’aumento della pressione (oltre le 2 atm) farà aumentare la temperatura di ebollizione che, a livelli
di pressione così alti, arriverà a valori di anche di 120 °C o superiori.
La pressione potrebbe raggiungere valori così elevati da far esplodere la pentola, per questo motivo
sono presenti due valvole, una di controllo per regolare il valore di pressione (e quindi di
temperatura) che si vuole raggiungere, ed ancora, una valvola di sicurezza che interviene in caso di
malfunzionamento della prima valvola
Poiché nella pentola a pressione la temperatura è più elevata rispetto ad una pentola normale,
la cottura dei cibi avviene più rapidamente.
Lo stesso principio viene sfruttato con l’autoclave per sterilizzare eliminando i microrganismi
mediante denaturazione di loro proteine e altre biomolecole. Mentre la maggior parte dei
microorganismi viene inattivata già a temperature di 100 °C, alcuni patogeni possono sopravvivere e
per renderli innocui bisogna utilizzare temperature superiori.
Calore di evaporazione
Solo le molecole con più alta energia sono in grado di evaporare, quindi l’evaporazione, in assenza di
un sistema di termostatazione, comporta una diminuzione dell’energia media del liquido, ovvero un
raffreddamento del liquido.
Si definisce calore latente di evaporazione la quantità di calore necessaria a temperatura costante
per far evaporare un grammo di liquido.
L’acqua ha un elevato calore di evaporazione, 574 cal/g a 40 °C, e questa proprietà viene utilizzata per
la termoregolazione corporea.
Applicazioni cliniche: la termoregolazione
Nell’uomo la temperatura corporea è normalmente costante a 37° per mezzo di un meccanismo omeostatico tra la quantità di
calore prodotta dall’organismo (termogenesi) e la quantità di calore perduto (termodispersione).
Il calore prodotto dal metabolismo viene eliminato attraverso
• la pelle
Dalla superficie cutanea il calore viene disperso per irraggiamento come energia radiante e per evaporazione del sudore
Con la sudorazione le ghiandole sudoripare della pelle secernono acqua che evapora, disperdendo altro calore.
È un meccanismo efficace per disperdere il calore in eccesso dovuto ad aumento della temperatura o a uno sforzo fisico intenso
La termoregolazione per via cutanea può essere modulata variando il grado di dilatazione dei vasi cutanei superficiali: la
vasodilatazione favorisce l’eliminazione di calore, la cute appare arrossata; la vasocostrizione riduce la dispersione di calore per
via cutanea, la cute appare pallida.
La termoregolazione è sotto il controllo di centri termoregolatori per cui l’organismo è in grado di mantenere costante la
temperatura in condizioni ambientali molto diverse.
• la respirazione
La dispersione di calore per via respiratoria non è regolabile, se non aumentando la ventilazione, e avviene
indipendentemente dalla temperatura esterna. Nell’aria espirata è presente una quantità di vapore d’acqua che
corrisponde alla pressione di vapore saturo a 37 °C. Nell’aria inspirata invece è presente normalmente vapore acqueo,
ma la sua temperatura è abitualmente inferiore a 37 °C e la pressione di vapore è inferiore alla pressione di vapore
saturo.
Quindi a ogni atto respiratorio l’organismo perde acqua sotto forma di vapore, e contemporaneamente perde il
corrispettivo calore di evaporazione.
Dato che la termoregolazione utilizza il calore di evaporazione dell’acqua,
per la sua efficacia è di fondamentale importanza:
• la differenza tra la pressione di vapore a 37 °C (l’acqua espirata o
evaporata per sudorazione) e la pressione di vapore dell’acqua
nell’ambiente.
L’equilibrio liquido-vapore è un processo dinamico in cui il liquido evapora
ed il vapore condensa, e ciò che si osserva è il risultato netto dei due processi
opposti: tanto maggiore sarà l’umidità relativa, tanto minore è la differenza
tra velocità di evaporazione e velocità di condensazione e tanto minore è
l’efficacia della sudorazione.
Es. In un ambiente con umidità relativa molto bassa, come un deserto, la
termoregolazione è molto efficiente e si possono agevolmente sopportare
temperature anche superiori ai 30°C, mentre in ambienti con umidità relativa
molto alta, come la foresta pluviale, una temperature di 30 °C è difficilmente
sopportabile
Tensione superficiale
Le molecole che si trovano alla superfice del liquido sono
soggette alle forze di attrazione delle altre molecole in modo
asimmetrico, questo fa si che esse tendano a stare all’interno
del liquido, dove il legami sono più numerosi.
Una molecola all’interno del liquido è sottoposta alle forze di attrazione in tutte le direzioni la cui
risultante è nulla. Le molecole che si trovano sulla superficie del liquido sono sottoposte a forze di
attrazione non bilanciate che tendono a portarle all’interno del liquido
In altre parole per portare una molecole di liquido in superficie dobbiamo
rompere dei legami chimici, ovvero dobbiamo spendere energia.
L’energia necessaria a far aumentare la superficie libera di un liquido si
chiama tensione superficiale.
Per questo motivo i liquidi tendono ad avere la minor superficie libera
possibile. La forma ideale di un liquido a contatto con il solo gas è la sfera,
quella che garantisce a parità di volume la superficie minore.
Quando il contatto è tra liquido e solido si possono instaurare legami tra il
liquido e il solido più forti o più deboli dei legami tra le molecole del
liquido.
In questo caso si può osservare una curvatura della superfice del liquido
(menisco), che diventa concava nel caso di legami più forti, o convessa
nel caso di legami più deboli.
Le sostanze che diminuiscono la tensione superficiale sono
dette tensioattivi
Mettendo acqua pura in una provetta di plastica il menisco
sarà leggermente convesso, perché tra acqua e plastica le
energie di legame sono minori di quelle tra molecole d’acqua.
Aggiungendo una proteina alla soluzione il menisco diventa
concavo, perché l’aggiunta della proteina ha diminuito la
tensione superficiale.
Applicazioni cliniche: Tensione superficiale e respirazione
Gli alveoli possono essere paragonati a bolle di gas in acqua, in quanto umidi con all’interno uno spazio
contenente una fase gassosa (aria). La tensione superficiale agisce sull'alveolo all'interfaccia aria-acqua
e tende a rendere la bolla più piccola
Il polmone può essere paragonato a un palloncino: se misuriamo la variazione di volume del polmone
per una variazione definita di pressione esterna (compliance polmonare) ci accorgiamo che durante il
gonfiaggio la variazione di volume è inferiore a quella ottenuta durante lo sgonfiaggio.
La differenza è dovuta anche alla tensione superficiale, che durante il gonfiaggio si oppone alla
pressione esterna, mentre durante lo sgonfiaggio si aggiunge alla diminuzione di pressione
esterna.
Per ridurre l’effetto della tensione superficiale le cellule alveolari secernono una complesso formato da
lipidi e proteine chiamato surfattante polmonare che riduce la tensione superficiale dell’acqua a livello
alveolare e impedisce agli alveoli di espandersi o ridursi troppo rapidamente.
Il surfattante polmonare è presente nei polmoni maturi.
Nei neonati prematuri il surfattante piò mancare proporzionalmente al grado di immaturità, per cui
alla nascita può manifestarsi una grave insufficienza respiratoria: la Sindrome da Distress Respiratorio
(RDS). Nell’adulto numerose patologie infiammatorie e infettive lesionali per il polmone possono
alterare la produzione di surfattante concorrendo alla gravità della insufficienza respiratoria: Sindrome
da Distress Respiratorio Acuto dell’adulto (ARDS).
Lo stato solido
Nello stato solido le molecole sono stabilmente legate tra di
loro, e l’impossibilità di muoversi fa si che il solido non possa
adattarsi al recipiente che lo contiene ma mantenga una
forma propria
Il passaggio solido – liquido (fusione) è un passaggio di stato analogo al
passaggio liquido - vapore, anche in questo caso possiamo descrivere il
fenomeno come un equilibrio dinamico.
Avremo quindi un calore di fusione analogo al calore di evaporazione, ed un
temperatura di fusione dipendente dalla pressione esterna analogamente alla
temperatura di ebollizione.
La maggior parte dei solidi non può passare direttamente allo stato aeriforme,
cioè non ha una pressione di vapore.
Tuttavia alcuni solidi, in un intervallo definito di pressione e temperatura,
possono passare direttamente allo stato di vapore.
Il passaggio diretto dallo stato solido allo stato di vapore viene chiamato
sublimazione. Ad esempio il ghiaccio a -2 °C ha una pressione di vapore di 3.88
mmHg.
Dalla fisica
leggere
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I liquidi come i gas esercitano una pressione sulle pareti dei loro
contenitori
La pressione sanguigna per es è determinata dal sangue che pulsa
spingendo contro le pareti dei vasi sanguigni
Quando i ventricoli del cuore si contraggono e spingono il sangue nelle arterie
la pressione sanguigna è alta (Pressione sistolica) quando i ventricoli si
rilassano la pressione è più bassa (pressione diastolica)
Essa viene espressa come frazione che indica la Ps/Pd
Negli adulti la Ps è tra i 100-120 mentre la Pd 60-80
Negli anziani può essere maggiore di 10mm di Hg
Lo sfigmomanometro è in grado di rilevare la pressione arteriosa minima
(diastolica) e quella massima (sistolica) con un meccanismo che varia a
seconda del modello di apparecchio che si usa. Gli sfigmomanometri più
moderni sono quelli elettronici ma è ancora diffuso tra il personale sanitario
l'uso della auscultazione dell'arteria brachiale mediante lo stetoscopio
Misurazione della Pressione sanguigna
Questa tecnica introdotta da un giovane medico
dell’armata russa, Nikolaj Korotkoff, che suggerì la
possibilità “di ascoltare” invece che “palpare” il
polso, offrendo così un metodo per la rilevazione sia
della pressione sistolica (ricomparsa dei suoni
mentre viene ridotta la compressione sull’arteria
brachiale Fase I di
(Korotkoff ) sia della pressione diastolica (momento
della scomparsa totale o di una drastica riduzione
dei suoni, Fase V o IV di Korotkoff
rispettivamente)
PRESSIONE ARTERIOSA
PRESSIONE ARTERIOSA
LA PRESSIONE ARTERIOSA (PA) e’ la forza esercitata dal sangue contro la parete dei vasi
sanguigni.
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La PA massima si ha quando la contrazione ventricolare – SISTOLICA – forza il sangue ad alta
pressione nell’aorta. La PA minima - DIASTOLICA si ha quando il ventricolo si rilassa.
(è la pressione minima esercitata dal sangue sulle pareti arteriose)
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L’unità di misura utilizzata per la misurazione della PA è il mm Hg (SFIGMOMANOMETRO)
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MISURA della PA
La fascia è avvolta intorno al braccio e gonfiata premendo il bulbo questa esercita una
pressione sul braccio che viene letta dalk manometro
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Quando la fascia è sufficientemente gonfia fa collabire l’arteria brachiale impedendo al sangue
di fluire verso l’avambraccio .A questa pressione nello stetoscopio non si sente alcun suono
poiché la pressione applicata nella fascia è maggiore della pressione sanguigna. Quando si
sgonfia lentamente la fascia si ha una diminuzione della pressione sul braccio Il primo debole
suono si percepisce quando la
pressione nella fascia
= alla pressione sistolica cioè quando il
ventricolo si contrae (cioè quando la pressione nella fascioa è abbastanza bassa da far fluire il
sangue nell’avambraccio.(questa è la Pressione massima o sistolica)
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Quando la pressione nell fasciia continua a diminuire diventa prima più forte poi comincia a
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sparire In corrispondenza dell’ultimo suono percepito la Pfascia=Pdiastolica (quando il ventricolo